Guia de TP Laboratorio_ 2010 - Facultad de Agronomía ...

UNIVERSIDAD NACIONAL DE LA PAMPA
FACULTAD DE AGRONOMÍA
QUÍMICA GENERAL
GUIA DE TRABAJOS PRÁCTICOS DE
LABORATORIO
Profesores Adjuntos: Lic. Estela Hepper
Lic. Ana Urioste
Jefe de Trabajos Prácticos: Lic. Carolina Castaño
Ayudantes de Primera: Lic. Antonela Iturri
Lic. Sofia Larroulet
Ing. Agr. Pablo Olivieri
Ayudante de segunda: Juan Bollini
Año 2010

Facultad de Agronomía – UNLPam Año 2010
Carrera: Ingeniería Agronómica
Cátedra: Química General
ÍNDICE
- Medidas básicas de seguridad en el laboratorio. 3
- Higiene en el lugar de trabajo. 4
- Recomendaciones para el aprovechamiento máximo de las
actividades a realizar en el laboratorio y obtener buenos
resultados en las experiencias.
- Trabajo práctico Nº 1. Reconocimiento y manipulación de
material de laboratorio: medición de volúmenes de líquidos y
preparación de soluciones acuosas.
- Trabajo práctico Nº 2. Medición del volumen de un gas:
aplicación en la determinación del contenido de carbonatos de
un suelo.
- Trabajo práctico Nº 3. Determinación del calor de reacción. 25
- Trabajo práctico Nº 4. Equilibrio químico: efecto de la variación
de temperatura y concentración de especies químicas que
intervienen.
- Trabajo práctico Nº 5. Equilibrio ácido-base: determinación de
pH mediante indicadores ácido-base y pH-metro.
- Trabajo práctico Nº 6. Solubilidad-Equilibrio de solubilidad:
Efecto de la variación de pH sobre la solubilidad de una sal en
agua.
- Trabajo práctico Nº 7. Espontaneidad de reacciones de óxido
reducción – Pilas.
- Bibliografía. 69
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Carrera: Ingeniería Agronómica
Cátedra: Química General
MEDIDAS BÁSICAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO
• Tener una actitud positiva hacia todo lo relacionado con la seguridad e
higiene.
• Asumir las prácticas de seguridad del laboratorio como un hecho
normal y permanente en el laboratorio.
• Conocer los elementos de seguridad disponibles. Esto implica:
Localizar salidas principales y de emergencia.
Conocer la ubicación de materiales de protección básicos:
extintores (matafuegos), duchas de seguridad, piletas, botiquín de
primeros auxilios, etc.
• Prestar atención a las instrucciones precisas de los docentes a cargo
del trabajo práctico de laboratorio acerca de cómo actuar, qué utilizar,
a quién dirigirse en caso de situaciones riesgosas (incendio, derrames
de sustancias, salpicaduras en ojos, ingestión de sustancias, etc).
• Reportar todos los accidentes o incidentes peligrosos a los docentes a
cargo.
• Por seguridad personal:
se debería asistir al laboratorio con:
Guardapolvo (no interesa el modelo o color).
Cabello recogido.
Calzado cerrado (no se permitirá el uso de sandalias).
no deberíaasistir con pantalones cortos o bermudas.
• Disponer de trapo rejilla para secar mesadas y piso en caso de
derrames.
• Encender los mecheros únicamente cuando la técnica o los docentes
lo indiquen.
• Si por accidente entra en contacto con la piel cualquier droga que se
utilice, en especial ácidos y bases, inmediatamente lavar con
abundante agua y avisar al Profesor.
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Carrera: Ingeniería Agronómica
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• No comer, beber, ni fumar. Reactivos tóxicos pueden llegar a la boca a
través de las manos o se puede originar un incendio si algún reactivo
que se está manipulando es inflamable.
• Lavarse las manos antes y después de cada experimento y al finalizar
la clase de laboratorio.
• No inhalar, probar u oler productos químicos y evitar el contacto con la
piel y ojos.
HIGIENE EN EL LUGAR DE TRABAJO
• Mantener el lugar de trabajo limpio y seguro.
• En caso de derrames, limpiar inmediatamente.
• Cerrar herméticamente los frascos de productos químicos después de
utilizarlos.
• La eliminación de residuos durante el trabajo práctico dependerá del
tipo y la cantidad que se generen. Los docentes a cargo del trabajo
práctico de laboratorio le indicarán cómo actuar según el caso.
• No dejar material de vidrio roto. El docente a cargo del trabajo práctico
le indicará cómo separarlo para su reparación o eliminación.
• Al finalizar el trabajo práctico de laboratorio, dejar limpia y ordenada la
mesada de trabajo. Verificar que los mecheros estén apagados y las
llaves y/o canillas cerradas.
• No tirar en las piletas los residuos, drogas sólidas o líquidas o papel de
filtro, sino en recipientes que están en el laboratorio para tal fin.
RECOMENDACIONES PARA EL APROVECHAMIENTO MÁXIMO DE
LAS ACTIVIDADES A REALIZAR EN EL LABORATORIO Y OBTENER
BUENOS RESULTADOS EN LAS EXPERIENCIAS
• Conocer los fundamentos teóricos vinculados a las experiencias a
realizar.
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• Concurrir al Trabajo Práctico con la Guía correspondiente, el
cuadernillo de Tablas y la Tabla Periódica.
• Prestar atención a las indicaciones del Profesor sobre como trabajar
en el Laboratorio, la manipulación del instrumental y cumplir con las
normas de seguridad que se indiquen.
• Leer cuidadosamente las indicaciones en la Guía de Trabajos
Prácticos, antes de realizar las experiencias.
• Leer cuidadosamente las etiquetas de los frascos para estar informado
sobre qué sustancia se va a utilizar. Si se utiliza un reactivo
equivocado puede producir un accidente o resultados “inexplicables”
en una experiencia.
• Completar las Guías de Trabajos Prácticos después de realizar las
observaciones.
• Formar el grupo de trabajo con un máximo de tres integrantes.
NOTA
Para ciertos trabajos de laboratorio (que se informarán oportunamente) se
solicitará la presentación de un informe el cual debe ser comprendido por
la persona que lo lea, y por lo tanto debe ser prolijo, claro, conciso y con
toda la información necesaria. A continuación se presenta un esquema de
lo que debe contener:
TÍTULO, NÚMERO DEL TRABAJO DE LABORATORIO y FECHA DE
REALIZACIÓN.
APELLIDO Y NOMBRE DE CADA UNO DE LOS ALUMNOS QUE
CONFECCIONARON EL INFORME.
OBJETIVOS DE LA EXPERIENCIA.
MATERIALES y MÉTODOS UTILIZADOS (muy breve).
RESULTADOS (con cálculos, tablas, gráficos y todo otro dato que se
indique en el práctico).
CONCLUSIONES.
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Trabajo Práctico de Laboratorio Nº1
RECONOCIMIENTO Y MANIPULACIÓN DE MATERIAL DE
LABORATORIO: MEDICIÓN DE VOLÚMENES DE LÍQUIDOS Y
INTRODUCCIÓN
Material de laboratorio
PREPARACIÓN DE SOLUCIONES ACUOSAS
En la realización de los trabajos prácticos se utilizarán distintos
materiales de uso frecuente en un laboratorio de química. Estos pueden
ser de vidrio, porcelana, plástico, hierro y madera (material auxiliar) y de
distinta calidad, por ejemplo vidrio Pyrex, vidrio Jena, etc. Es importante
conocer su función puesto que de su correcto uso depende la calidad de
los resultados obtenidos.
De acuerdo al uso podemos diferenciar el material volumétrico del
no volumétrico.
Material volumétrico y su correcto uso
En los trabajos de laboratorio se necesita medir volúmenes de
líquidos, ya sean sustancias puras o soluciones, por lo que es necesario
usar correctamente los materiales volumétricos para obtener buenos
resultados en las experiencias. Una de las consideraciones que se debe
tener cuando se lleva a volumen un líquido en estos materiales es que, el
borde inferior del menisco debe ser tangente a la línea de enrase (ver
figura). El menisco es la curva de la superficie de un líquido que se
produce en respuesta a la superficie de su recipiente. Esta curvatura
puede ser cóncava o convexa, según si las moléculas del líquido y las del
recipiente se atraen (agua y vidrio) o repelen (mercurio y vidrio),
respectivamente. La concavidad del menisco se origina cuando las
fuerzas de adhesión entre las moléculas de un líquido y las paredes del
recipiente que lo contiene son mayores que las fuerzas de cohesión del
líquido. La convexidad del menisco surge cuando las fuerzas de cohesión
son mayores que las de adhesión.
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Para observar el menisco se debe ubicar el mismo a la altura de los
ojos (Figura 1, posición A). El volumen de líquido no será correcto si los
ojos se encuentran en la posición B o C.
son:
Figura 1: Forma correcta de observar el menisco cóncavo formado
por un líquido.
Algunos materiales volumétricos que se utilizan en el laboratorio
Matraz volumétrico: recipiente de vidrio con base plana que
puede contener un volumen conocido y preciso de líquido, a una
determinada temperatura. En el cuello presenta una marca grabada en el
vidrio, que se llama aforo. Cuando el nivel de líquido se encuentra en el
aforo, el volumen que contiene el matraz es el correspondiente al máximo,
que está indicado en el recipiente. Existen matraces de distinta capacidad
(por ejemplo de 50 cm 3 , 100 cm 3 , etc.) y se utilizan para preparar
soluciones (llamados matraces graduados para contener) o para
trasvasar volúmenes definidos (matraces graduados para emitir).
Se recomienda no utilizar los matraces para almacenar las
soluciones preparadas en ellos, debido a la alteración que pueden
producir algunas sustancias que atacan el vidrio.
Bureta: está formada por un tubo que tiene una parte graduada en
la que mantiene su diámetro constante y la porción inferior, no graduada,
termina en una llave de paso y una punta ahusada. Las buretas más
comunes permiten medir hasta 25 cm 3 o 50 cm 3 . Se utilizan para transferir
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con precisión un volumen de líquido, inferior o igual al volumen máximo.
Existen de vidrio incoloro o color caramelo, estas últimas se utilizan con
sustancias que se descomponen por acción de la luz.
Probeta: es un cilindro graduado que permite medir volúmenes de
líquidos con menor precisión que los materiales anteriores. Existen de
distinta capacidad máxima y pueden emitir un volumen inferior o igual al
máximo.
Pipeta: es una pieza alargada y estrecha que permite medir
volúmenes pequeños de líquidos con mayor precisión que las
probetas.
Existen dos tipos de pipetas:
• las volumétricas que permiten medir un volumen fijo (volumen
contenido) y pueden ser de uno (superior) o dos aforos (superior e
inferior).
• las graduadas permiten transferir volúmenes variables (volumen
emitido), inferior o igual al volumen máximo. Éstas son menos precisas
que las anteriores.
La medición de volúmenes líquidos es una técnica que requiere práctica.
En función del volumen a medir se deberá elegir el material
volumétrico más adecuado. Si el material a utilizar es graduado se
analizará su graduación, es decir la variación de volumen más pequeña
marcada en el recipiente.
Todo material volumétrico está calibrado a una temperatura de
20ºC, por lo que no debe ser calentado en estufa ni ser expuesto a
la llama del mechero, debido a que se altera su volumen.
En el laboratorio se explicará la utilización correcta de este material.
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Material no volumétrico
Balanza: instrumento que se utiliza para medir la masa de un
cuerpo en comparación con la de otros cuerpos de masas definidas.
Existen dos tipos:
• Granataria: balanza de precisión media, con una sensibilidad de 0,1 g
ó 0,01 g. Se suele utilizar cuando: se preparan soluciones de
concentración aproximada, se deben pesar sustancias que pudieran
dañar la balanza analítica y/o se debe pesar una cantidad grande de
sustancia, generalmente, mayores de 10 g.
• Analítica: Se utiliza para pesar sólidos con gran exactitud, ya que
tienen una precisión mínima del 0,0001 g.
Vaso de precipitado: recipiente de vidrio o plástico que se utiliza
en operaciones de obtención de precipitados, en disolución de sólidos,
para calentamiento de líquidos, etc. Hay de distinta capacidad.
Erlenmeyer: frasco de vidrio o plástico que se utiliza
preferentemente en técnicas de análisis volumétrico (titulaciones).
También puede utilizarse para recoger un filtrado, etc. Su capacidad
puede variar entre 25 cm 3 y 6000 cm 3 .
Embudo: se utiliza para trasvasar líquidos de un recipiente a otro y
en la filtración para sostener el papel de filtro u otro material filtrante.
Existe una gran variedad de modelos, tamaños y material, por ejemplo
pueden ser de vidrio o plástico y de vástago corto o largo, etc. También
existen los embudos de porcelana cribada, sobre cuya criba se coloca un
disco de papel de filtro, y se procede a filtrar por aplicación de vacío con
lo que se acelera esta operación.
Tubo de ensayo: es un tubo de vidrio de fondo redondeado. Su
principal uso es la realización de reacciones químicas de tipo cualitativo.
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Vidrio de reloj: se puede utilizar como condensador, colocado
sobre un vaso de precipitado, también para realizar evaporaciones de
pequeños volúmenes de líquido, para pesar sustancias sólidas, etc.
Crisol: recipiente de porcelana, platino, níquel, u otro material, que
se utiliza para realizar calcinaciones. La selección del material del crisol
depende de la temperatura a usarse, naturaleza del material que se va a
calcinar, tiempo de calcinación, etc.
Ampolla de decantación: este material, también llamado embudo
separador, se utiliza para la separación de líquidos no miscibles. Posee
tapa que permite un cierre perfecto, lo que es indispensable para trabajos
que requieren agitación y el vástago posee un robinete.
Frasco gotero: se utiliza para el almacenamiento de reactivos
líquidos (sustancias puras o soluciones). Posee un cuello y tapón
esmerilado con ranuras, las que permiten trasvasar el líquido contenido
gota a gota. Se construyen de vidrio incoloro o color caramelo, éstos
últimos se utilizan para almacenar sustancias que se descomponen por
acción de la luz.
Piseta: frasco de vidrio o de plástico con tapa, la que está
equipada con un tubo de emisión terminado en punta fina. Se utiliza para
lavado o arrastre de sustancias sólidas con el líquido adecuado a ese fin.
Las más comunes son las de polietileno flexible, las que son adecuadas
para contener el líquido de lavado, a temperatura ambiente.
Placa de toque: Se utiliza para observar reacciones que se
producen en pequeños volúmenes. Pueden ser de vidrio o de porcelana,
siendo mejores éstas últimas ya que permiten visualizar mejor la
ocurrencia de una reacción por cambios en la coloración.
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Balón de destilación: existe gran variedad de modelos y se
utilizan, en general, para colocar en ellos las soluciones a destilar. Se los
construye de vidrio químicamente estable, muy resistente mecánica y
físicamente.
Refrigerante: se utiliza para condensar el vapor proveniente de un
líquido que está en ebullición en otro recipiente, por lo que son una parte
indispensable en un equipo de destilación.
Otros materiales de laboratorio, que se utilizarán en forma
auxiliar en las experiencias que realice, son: Gradilla - Pinza metálica
y pinza de madera - Trípode - Tela metálica - Cepillo limpia tubos -
Soporte de hierro - Triángulo refractario – Mecheros. De estos últimos
podemos mencionar que existen varios tipos, pero en nuestro caso
dispondremos de mecheros Bunsen, los que permiten regular la entrada
de aire.
Limpieza del material
En todas las experiencias de laboratorio el material debe estar
limpio antes de ser usado y debe dejarse en estas condiciones luego de
cada experiencia. El docente explicará como se procede para ello. Debe
recordar, especialmente, que el material que se utilice para almacenar o
transferir líquidos, debe enjuagarse antes de ser usado con pequeñas
porciones del líquido que contendrá, de modo que éste, cuando se
transfiere al recipiente, no se diluya con el agua de enjuague adherida a
las paredes.
Objetivos generales
El presente trabajo práctico permitirá:
• Reconocer material de laboratorio de uso corriente.
• Comenzar a manipular correctamente diversos materiales volumétricos
midiendo volúmenes de líquidos.
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• Adquirir práctica en el manejo de material de laboratorio, realizando los
pasos necesarios para la preparación correcta de una solución.
PARTE EXPERIMENTAL
Experiencia 1: Medición de agua líquida utilizando diferentes
materiales volumétricos.
Material y reactivos necesarios
Piseta con agua destilada – vaso de precipitado – pipetas – probetas.
Parte A
Técnica
Del material que encuentra en la mesada de trabajo seleccionar dos
probetas y dos pipetas de diferente capacidad.
Capacidad: máximo volumen que se puede medir con un material
volumétrico.
Observar la capacidad y la sensibilidad de cada uno de ellos y
completar el siguiente cuadro:
Sensibilidad: es el mínimo volumen que se puede medir con un material
volumétrico.
Parte B
Técnica
MATERIAL CAPACIDAD SENSIBILIDAD
Probeta 1
Probeta 2
Pipeta 1
Pipeta 2
Colocar agua destilada en un vaso de precipitado.
Elegir una pipeta adecuada para medir 10 cm 3 .
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Medir 10 cm 3 de agua destilada con dicha pipeta y colocarlos en una
probeta.
Repetir esta operación 3 veces más, adicionando los volúmenes
medidos a la misma probeta.
Observar en la probeta el volumen final de agua destilada.
Registrar = ……………
Medir en otra probeta 40 cm 3 de agua destilada y comparar con la
medición anterior.
Registrar = ……………
¿Se comete algún error midiendo los 40 cm 3 en varias etapas?
…………………………………………………………………………………
Experiencia 2: Preparación de una solución acuosa de concentración
definida partiendo de un soluto sólido y agua.
Para preparar un volumen determinado de una solución de
concentración definida a partir de un soluto sólido y agua, primero se
debe calcular la masa de soluto que se necesita. Posteriormente el sólido
puro se pesa en un vidrio de reloj o pesafiltro, limpio y seco, y luego éste,
por lo general, se transfiere a un vaso de precipitado y se disuelve con
una cierta cantidad de agua (cantidad muy inferior al volumen final).
Como la solución se prepara a temperatura ambiente, será
necesario dejarla en reposo durante algún tiempo, antes de trasvasarla al
matraz. Esto se debe a que la disolución puede producirse con absorción
o liberación de calor, según de que soluto y solvente se trate.
Posteriormente la solución se vierte en el matraz, a través de un
embudo. Generalmente, esto se hace colocando el pico del vaso de
precipitado contra una varilla de vidrio, inclinando el vaso lentamente para
que el líquido fluya por la varilla, según lo indica la siguiente figura:
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Como todo el sólido que se pesó debe pasar a formar parte de la
solución final, los recipientes, en el que se efectuó la pesada y en el que
se hizo la disolución, deben lavarse cuidadosamente con dos o tres
porciones pequeñas de agua destilada. Las aguas de lavado deben ser
vertidas en el matraz, teniendo la precaución de que, después de estas
operaciones, el nivel del líquido quede por debajo del cuello del matraz.
A continuación se tapa el matraz y se agita, invirtiendo lentamente
y con cuidado varias veces, de modo que el líquido se mezcle bien.
Cuando la solución alcanzó la temperatura ambiente, se añade agua
hasta que el menisco formado por el líquido quede sobre la marca del
aforo, a esta operación se la denomina enrasar. Para evitar sobrepasar el
aforo, los últimos agregados de agua se hacen con un gotero, una piseta
de orificio de salida muy pequeño o con una pipeta. Una vez enrasado, el
matraz se tapa y se agita para homogeneizar la solución preparada.
Se recomienda no guardar las soluciones en el matraz en que se
prepararon, por lo tanto deberán ser vertidas a un recipiente adecuado, el
que debe estar limpio, previamente enjuagado con la solución que
contendrá y rotulado.
Materiales y reactivos necesarios
Piseta con agua destilada – vaso de precipitado de 100 cm 3 – espátula –
vidrio de reloj – varilla de vidrio – embudo – matraz aforado con tapón –
recipiente para almacenar la solución preparada – reactivos que el
docente proveerá para la preparación de las soluciones que se indiquen.
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Técnica
El docente indicará la solución y la cantidad que deberá preparar. Con
dicha información completar:
Solución a preparar: ........................................................................
Volumen a preparar: ...........................................................................
Calcular la cantidad necesaria de soluto sólido para preparar un
volumen de................cm 3 de solución acuosa de................... con una
concentración de.................mol/dm 3 a 20 ºC.
Cálculos: (En el siguiente espacio registrar todos los cálculos necesarios)
Pesar la cantidad de soluto, calculada anteriormente, en una balanza
analítica, utilizando un vidrio de reloj limpio y seco.
Agregar agua destilada a un vaso de precipitado de 100 cm 3 , en una
cantidad que corresponda aproximadamente a un tercio del volumen
de solución a preparar.
Pasar cuidadosamente con una espátula, limpia y seca, la cantidad de
soluto pesada, al vaso de precipitado preparado anteriormente.
Enjuagar con agua destilada el vidrio de reloj y la espátula y verter las
aguas de lavado en el vaso de precipitado. Para esta operación se
utiliza la piseta conteniendo agua destilada.
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Agitar con varilla de vidrio para disolver el sólido, agregar pequeñas
alícuotas de agua, si es necesario, hasta la disolución total, teniendo la
precaución de no pasar del volumen total de solución.
Posteriormente trasvasar la solución del vaso de precipitado, a través
de un embudo, a un matraz aforado de ...... cm 3 (elegido
convenientemente de acuerdo al volumen a preparar), como se detalló
anteriormente.
Lavar el vaso de precipitado con pequeñas alícuotas de agua destilada
y trasvasar al matraz.
Tapar el matraz con tapón de goma o plástico y agitar varias veces.
Enrasar cuando la temperatura de la solución preparada sea igual a la
temperatura ambiente.
Tapar el matraz e invertir cuidadosamente para homogeneizar la
solución.
Enjuagar el recipiente que esté preparado para guardar la solución,
con pequeñas porciones de la misma, trasvasar la solución y rotular.
Experiencia 3: Preparación de una solución diluida partiendo de una
solución más concentrada.
En primer lugar se calcula el volumen de la solución concentrada
que contendrá la cantidad de soluto que se necesita para preparar la
solución diluida.
Posteriormente se prepara un matraz adecuado que contenga,
aproximadamente, un tercio de su volumen de agua destilada. En el caso
de que se parta de una solución concentrada de ácidos o de bases
fuertes por lo general se libera una cierta cantidad de calor cuando se
produce la dilución de dichas soluciones. Esta cantidad de calor puede
vaporizar gotas de agua cuando caen en la solución concentrada y
provocar salpicaduras peligrosas. Por lo tanto como medida de seguridad,
si se parte de soluciones acuosas concentradas y se van a diluir, siempre
se deben verter lentamente en el agua destilada. De esta forma el calor
liberado en la dilución será absorbido por la mayor cantidad de agua
posible.
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Se mide el volumen calculado, de la solución inicial, con la mayor
precisión posible, para ello se puede usar una pipeta o una bureta, la cuál
debe estar limpia y se debe enjuagar previamente con el mismo líquido a
medir.
El volumen medido de la solución inicial se vierte en el matraz. La
solución se debe homogeneizar, para ello se tapa el matraz y se agita el
mismo, invirtiendo lentamente y con cuidado, varias veces.
Cuando la temperatura de la solución es igual a la temperatura
ambiente se agrega agua destilada hasta enrasar la solución (la forma de
proceder para enrasar ya fue indicada en el punto anterior). Se tapa el
matraz y se agita para homogeneizar.
Materiales y reactivos necesarios
Pipetas graduadas y volumétricas – matraz aforado con tapón – piseta
con agua destilada – recipiente para almacenar la solución preparada –
reactivos que el docente proveerá para la preparación de las soluciones
que se indiquen.
Técnica
El docente indicará la solución que deberá preparar y la cantidad, con
dicha información completar:
Solución a preparar: .........................................................................
Volumen a preparar: ...........................................................................
Se dispone en el laboratorio de una solución acuosa de .......... cuya
densidad es de ......... g/ dm 3 y su concentración es ...... % m/m.
Calcular el volumen necesario de dicha solución para preparar un
volumen de ...... cm 3 de solución acuosa de .......... con una
concentración de ........ mol/dm 3 a 20 ºC.
Cálculos: (En el siguiente espacio registrar todos los cálculos necesarios)
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Cátedra: Química General
Medir cuidadosamente el volumen calculado, con el material
volumétrico que considere más conveniente para el volumen de líquido
a medir, discuta con el docente su elección. Recordar que dicho
material debe estar limpio y enjuagado con la solución a utilizar.
Transvasar a un matraz de ....... cm 3 , al que previamente se le ha
agregado agua destilada en una cantidad que corresponda
aproximadamente a un tercio de su volumen.
Tapar el matraz, agitar (como se indicó anteriormente) y agregar agua
destilada sin completar el volumen total.
Agitar y esperar que la solución alcance la temperatura ambiente,
posteriormente enrasar.
Tapar el matraz con tapón de goma o plástico e invertir
cuidadosamente para homogeneizar la solución.
Enjuagar el recipiente que esté preparado para guardar la solución,
con pequeñas porciones de la misma, trasvasar la solución y rotular.
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Trabajo Práctico de Laboratorio Nº2
MEDICIÓN DEL VOLUMEN DE UN GAS: APLICACIÓN EN LA
DETERMINACIÓN DEL CONTENIDO DE CARBONATOS DE UN
INTRODUCCIÓN
SUELO
El fundamento del método a utilizar es provocar una reacción en la
que se forma una sola sustancia gaseosa y recoger ésta sobre un líquido,
en el cual dicho gas sea poco soluble. Se mide el volumen de gas que
queda sobre la superficie libre del líquido, el cual es desplazado por el
gas.
Algunos suelos contienen en la fase sólida carbonatos de Ca y Mg
(también llamados calizas), que son sustancias muy poco solubles en
agua. Conocer el contenido de carbonatos de una muestra de suelo es
importante desde el punto de vista agronómico, ya que incide en sus
propiedades.
El contenido de carbonatos, en un suelo, puede determinarse de la
siguiente forma:
• Se ataca la muestra de suelo con ácido clorhídrico y si la muestra tiene
carbonatos una de las sustancias que se forma es dióxido de carbono
en fase gaseosa.
• El dióxido de carbono gaseoso se recoge utilizando un equipo que
permita medir el volumen desprendido de dicho gas.
En el presente trabajo práctico se utilizará una técnica que
permitirá medir el volumen de CO2(g).
Suponiendo que todos los carbonatos, presentes en la muestra de
suelo, son de calcio, la reacción sería la siguiente:
CaCO3(s) + 2 HCl (ac) CaCl2 (ac) + CO2 (g) + H2O (l)
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Objetivos generales
El presente trabajo práctico permitirá:
• Comprobar la formación de una sustancia al estado gaseoso por
desplazamiento de un líquido sobre el cual se recoge.
• Medir el volumen de un gas que se produce en una transformación
química.
• Estimar el contenido de carbonatos en una muestra de suelos,
produciendo una reacción en la cual uno de los productos es una
sustancia al estado gaseoso.
PARTE EXPERIMENTAL
Material y reactivos necesarios
Pipeta de 10 mL – propipeta – cápsula plástica – muestra de suelo.
Ácido clorhídrico 1:3 (V/V).
Esquema del dispositivo que se utilizará:
La bureta invertida se llena con agua proveniente de la canilla del
laboratorio. Sobre esta solución se recoge el CO2(g) desprendido, ya que
dicho gas es menos soluble en ella que en el agua pura.
Las conexiones entre el tubo nivelador, bureta y erlenmeyer deben
ser herméticas para evitar pérdidas de gas (la verificación de ello es
realizada por los docentes con anterioridad al práctico).
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Técnica
Con un embudo colocar la solución salina dentro del tubo nivelador
con las llaves 1 y 2 abiertas (robinete en posición vertical).
Llevar el nivel de líquido en la bureta hasta el extremo superior y cerrar
la llave 2.
Pesar en el erlenmeyer, limpio y seco, 1 g de la muestra de suelo.
Colocar la cápsula vacía dentro del erlenmeyer ayudándose con una
pipeta, debe quedar colocada en el centro del mismo para facilitar el
agregado de HCl(ac). Medir 8 mL de HCl(ac) 1:3 (V/V) con pipeta
graduada de 10 mL usando propipeta y dejar escurrir el ácido dentro
de la cápsula cuidadosamente, siguiendo las indicaciones del profesor.
Tener la precaución de que no se derrame ácido fuera de la cápsula
por que en esta etapa el HCl(ac) aún no debe entrar en contacto con
la muestra de suelo.
Una vez realizada la operación anterior conectar el erlenmeyer al resto
del dispositivo girando el tapón suavemente y cuidando que esté bien
ajustado para evitar pérdidas del gas que se va a obtener.
Abrir la llave 2, se observa que baja el nivel de líquido en la bureta,
debido a que el aire contenido en el erlenmeyer lo desplaza,
acompañar dicho descenso con el tubo nivelador. Cuando el nivel de
líquido permanece constante hacer coincidir el mismo en la bureta y en
el tubo nivelador, una vez que ello se haya logrado leer el nivel de
líquido en la bureta graduada y consignar ese valor como volumen
inicial (Vi).
Agitar con cuidado el erlenmeyer de manera que se vuelque el ácido
de la cápsula y entre en contacto con el suelo. El CO2(g) que se
produce en la reacción incide sobre la superficie del líquido,
contenido en la bureta, desplazándolo. El descenso del líquido en la
columna deberá nuevamente ser acompañado con el descenso del
tubo nivelador.
Cuando en la bureta cese el desplazamiento del líquido volver a hacer
coincidir los niveles de líquido del tubo nivelador y de la bureta. Leer el
nivel de líquido y consignar ese valor como volumen final (Vf).
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En las oportunidades en que se midió el volumen (Vi y Vf) en la
bureta, se hicieron coincidir los niveles de líquido en el tubo nivelador y en
la bureta, como lo indica la figura. Esto es para poder conocer la presión
de CO2(g).
Una vez nivelado se calcula PCO2 como se indica a continuación:
• La presión en el punto A es la presión atmosférica (Pext) ya que el
tubo nivelador está abierto.
PA = Pext
• La presión total en el punto B está dada por la presión que ejercen
las moléculas de CO2(g) (PCO2) y la presión que ejercen las
moléculas de agua al estado de vapor, a la temperatura de la
experiencia 1 (PvH2O).
PB = PvH2O + PCO2
Al hacer coincidir los niveles de líquido en la bureta y tubo
nivelador, la presión en el punto A es igual a la presión en el punto B:
Reemplazando:
PA = PB
Pext = PvH2O + PCO2
1 La presión de vapor de un líquido puro o en solución depende de la temperatura, por
ello se debe tener el dato de la presión de vapor del agua a la temperatura de la
experiencia. Como el líquido sobre el cual se recoge el CO2(g) no está puro,
estrictamente, habría que considerar la presión de vapor del agua en dicha solución. No
se cometerá demasiado error al considerar la presión de vapor del agua en estado puro,
porque la solución es muy diluida, por lo tanto por aproximación Pv H2O pura ≅ Pv H2O
solución a igual temperatura (este tema será abordado al desarrollar el Capítulo 4 del
Programa).
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Despejando:
PCO2 = Pext - PvH2O
Con esta ecuación es posible calcular la presión del gas formado,
en las condiciones de la experiencia (temperatura y presión externa). El
valor de PvH2O a la temperatura en que se realiza la experiencia se
obtiene de Tablas.
La Pext debe ser la correspondiente a la del día de la experiencia.
También es necesario conocer la temperatura a la cuál se realiza la
experiencia, que es leída en un termómetro de mercurio colocado en el
Laboratorio.
Consignar los siguientes datos que se informarán en el práctico:
• PvH2O a ........ºC = ..........................
• Masa de muestra de suelo = 1 g
Consignar los siguientes datos obtenidos experimentalmente:
• Pext = ............................
• Temperatura de la experiencia = .................
• PCO2 = .......................
• Volumen inicial (Vi) = …..........
• Volumen final (Vf) = …............
• Volumen de CO2 recogido (Vf – Vi) = ............
Calcular el número de moles de CO2(g), teniendo en cuenta lo
discutido en el práctico:
n CO2(g) =
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Calcular el número de moles de CaCO3(s) que reaccionaron:
Calcular el porcentaje en masa de CaCO3(s) en la muestra de suelo:
Indicar las consideraciones que se hicieron al realizar los cálculos para
conocer el porcentaje de carbonatos en la muestra de suelos. Explicar:
…………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………
De acuerdo a la reacción que se hizo en la experiencia, ¿cuál de los
dos reactivos debe estar en exceso para poder determinar el
porcentaje de carbonatos en la muestra, sin cometer error de
subestimación?........................................................................................
.................................................................................................................
.................................................................................................................
.................................................................................................................
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INTRODUCCIÓN
Trabajo Práctico de Laboratorio Nº 3
DETERMINACIÓN DEL CALOR DE REACCIÓN
Prácticamente casi todas las transformaciones, tanto las químicas
como las físicas, van acompañadas de absorción o de liberación de
energía, que en general se manifiesta como energía térmica o calor.
Calor de transformación: es el calor absorbido o liberado por el
sistema en el transcurso de una transformación física o química. El calor
es intercambiado entre el sistema y el medio o entorno.
Si una transformación se lleva a cabo en condiciones de volumen
constante el calor absorbido o liberado durante el transcurso de la
transformación es igual a la variación de energía interna del sistema (± qv
= ΔU); mientras que si ocurre a presión constante 2 el calor asociado a la
transformación es igual a la variación de entalpía del sistema (± qP = ΔH).
La variación de entalpía de una transformación es la diferencia
entre la entalpía del estado final y la del estado inicial del sistema:
ΔH = Hfinal - H inicial
Cuando la entalpía del estado final es menor que la entalpía del
estado inicial del sistema, como consecuencia de ello la entalpía del
sistema disminuye, la transformación se produce con liberación de calor y
se denomina transformación exotérmica:
Hfinal < H inicial ⇒ ΔH

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sistema aumenta, la transformación se produce con absorción de calor y
se denomina transformación endotérmica.
Determinación del calor de reacción
Hfinal > H inicial ⇒ ΔH>0
Experimentalmente puede determinarse el calor absorbido o
liberado cuando se produce una reacción química. Para minimizar errores
en la determinación se realizan reacciones que sean rápidas y completas.
La experiencia se lleva a cabo en dispositivos llamados
calorímetros, que pueden ser a volumen constante o a presión constante.
Los primeros se denominan también bombas calorimétricas y se utilizan
en general para determinar calores de combustión.
En la experiencia que se llevará a cabo en el práctico de laboratorio
se utilizará un calorímetro a presión constante cuyo esquema es el
siguiente:
Debido al diseño de los calorímetros se considera que los mismos
son adiabáticos, es decir que no hay flujo de calor entre el calorímetro, su
contenido (sistema) y el exterior (o entorno) por lo tanto podemos
considerar:
q sistema = 0
Debido a que:
Figura 1: Calorímetro
q sistema = q Reacción + q calorímetro
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Podemos afirmar:
Por lo tanto:
q Reacción + q calorímetro = 0
q Reacción = - q calorímetro
El calor absorbido o liberado por la reacción será liberado o
absorbido respectivamente por las partes internas del calorímetro que
están en contacto con las sustancias de la reacción, en el caso de esta
experiencia por una solución de HCl, provocando un cambio en la
temperatura. Durante la experiencia se miden las temperaturas inicial y
final del sistema, con esto se calcula la variación de temperatura (Δt)
producida por el calor asociado a la transformación.
Para la reacción que se realizará en el presente trabajo práctico
podremos calcular el calor absorbido o liberado por el calorímetro con la
siguiente ecuación:
donde:
mHCl(ac): masa de HCl(ac)
q calorímetro = (mHCl(ac) cHCl(ac) + Ccalorímetro) x Δt
cHCl(ac): calor específico de HCl(ac) 1 mol/dm 3
Ccalorímetro: capacidad calorífica del calorímetro (comprende las partes del
recipiente, agitador y termómetro que están en el interior del calorímetro).
La capacidad calorífica del calorímetro (Ccalorímetro) es un valor que debe
conocerse al momento de realizar las experiencias y se determina
experimentalmente. A los calorímetros que serán usados en este trabajo
práctico se les determinó previamente la capacidad calorífica por el
método de las mezclas.
El calor de reacción se calcula de la siguiente manera:
q Reacción = -[(mHCl(ac) cHCl(ac) + Ccalorímetro) x Δt]
q calorímetro
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Objetivos generales:
• Conocer y utilizar los conceptos básicos termoquímicos.
• Utilizar los resultados experimentales para interpretar una reacción
desde el punto de vista termoquímico.
• Conocer un método que permita determinar experimentalmente el
calor de reacción.
• Determinar el calor de la reacción entre Mg (s) y HCl (ac).
PARTE EXPERIMENTAL
Objetivo específico: determinar el calor asociado a la reacción que se
produce al poner en contacto un trozo de magnesio con solución acuosa
de ácido clorhídrico.
Figura 2: Esquema del calorímetro a
utilizar en el laboratorio.
Material y reactivos necesarios
Alambre de cobre – probeta – termómetro graduado al 0,1 ºC –
calorímetro.
Solución acuosa de ácido clorhídrico (HCl(ac)) 1 mol/dm 3 – Cinta de
magnesio.
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Figura 3: Cinta de magnesio.

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Técnica
Medir con una probeta apropiada un volumen de 200 mL de solución
acuosa de ácido clorhídrico 1 mol/dm 3 . Verter con cuidado esta
solución dentro del calorímetro.
Observar detenidamente la graduación del termómetro para no
cometer errores en las lecturas de temperatura, que se realizarán
durante la experiencia.
Tapar el calorímetro, operando con cuidado ya que están insertados
en la tapa el termómetro y el agitador.
Ubicar el agitador de tal manera que no roce el bulbo del termómetro.
Mover el agitador en forma constante y suave 3 , de manera ascendente
y descendente. Cuando la temperatura se mantenga constante leer la
misma y consignar su valor: temperatura inicial (tinicial).
Pesar con exactitud aproximadamente 0,1 g de magnesio, el que se
limpió previamente para eliminar el óxido. Consignar la masa pesada.
La masa de magnesio deberá conocerse exactamente, pues es necesario
determinar el número de moles para los cuales se produjo dicho
desprendimiento de calor, ya que éste es una propiedad extensiva. Los
resultados luego serán referidos a la unidad de masa de la sustancia
inicial (Mg), que en química corresponde a un mol.
Envolver la cinta de magnesio con hilo de cobre 4 como se indica en la
figura 3.
Destapar el calorímetro parcialmente de manera que se pueda agregar
la cinta de magnesio. Una vez introducida ésta en el calorímetro
tapar inmediatamente, porque la reacción es muy rápida y se deben
evitar las pérdidas de calor.
3 La agitación es necesaria para unificar la temperatura, pero ésta debe ser suave
porque si se agita vigorosamente el rozamiento producido por el agitador en el líquido
producirá un aumento de temperatura, lo que provocará evaporación del líquido
alterando su masa y así se introducirían errores en el cálculo.
4 La reacción deberá ser rápida, para disminuir el error por radiación, lo cual se logra
facilitando el desprendimiento del gas H2, producto de la reacción. Al envolver la cinta de
Mg con el alambre de cobre se evita la acumulación de burbujas de H2 (g) en la
superficie del Mg(s), las cuales crearían una atmósfera inerte que retarda la reacción del
metal.
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Volver a agitar de la forma indicada anteriormente, observar el
Datos:
termómetro y registrar si se detectan cambios de temperatura. Cuando
la temperatura permanece constante durante un cierto tiempo registrar
el valor: temperatura final (t final).
Plantear la ecuación correspondiente a la transformación química
producida en el calorímetro.
.................................................................................................................
• Calor específico de HCl(ac): c HCl(ac) = 0,93 cal/g grado
• Densidad de HCl(ac): d HCl(ac) = 1,04 kg/dm 3 a 20 ºC
Calcular o registrar según corresponda los siguientes parámetros:
• Volumen de HCl (ac) = ..................
• Masa de HCl (ac), (mHCl(ac)) =...............
• Capacidad calorífica del calorímetro =..................
• Temperatura inicial, t inicial = .................
• Temperatura final, t final = ...................
• Δt = ..............
• Masa de magnesio = ..............
¿Se detectó variación de temperatura? En caso afirmativo, predecir de
qué tipo es la reacción producida desde el punto de vista
termoquímico. En caso negativo, evaluar a qué se debió la ausencia
de cambios de la temperatura. Discutir con el profesor y repetir la
experiencia.
…………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………
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Plantear las expresiones matemáticas y realizar los cálculos
necesarios para obtener el calor de reacción por cada mol de
magnesio que reacciona.
Indicar si el calor determinado (q reacción) corresponde a variación de
entalpía o a variación de energía interna. Explicar.
.................................................................................................................
.................................................................................................................
Indicar la ecuación termoquímica correspondiente a la reacción.
.................................................................................................................
31

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Trabajo Práctico de Laboratorio Nº4
EQUILIBRIO QUÍMICO: EFECTO DE LA VARIACIÓN DE
TEMPERATURA Y CONCENTRACIÓN DE ESPECIES QUÍMICAS QUE
INTRODUCCIÓN
INTERVIENEN
Las reacciones, incompletas y reversibles, se desarrollan hasta
alcanzar un estado de equilibrio y esto ocurre cuando la velocidad de la
reacción directa es igual a la velocidad de la reacción inversa, a una
determinada temperatura.
Las reacciones reversibles son aquellas en las que se produce la
reacción directa y la inversa simultáneamente. Son incompletas porque
puestos los reactivos en las cantidades estequiométricas correspondientes,
éstos no se consumen totalmente para originar los productos respectivos.
Cuando el sistema alcanza el estado de equilibrio químico la
concentración de las especies químicas que intervienen se mantiene
constante, siempre que el mismo no experimente una perturbación.
Se entiende como perturbación a toda modificación externa de
alguno de los factores que afectan el estado de equilibrio químico.
Una reacción en estado de equilibrio puede ser representada de la
siguiente manera:
aA + bB cC +dD
La expresión de la constante de equilibrio (Keq) es:
[C] c . [D] d Keq expresada en función de las
Keq = concentraciones en mol/L se simboliza Kc
[A] a . [B] b
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Objetivos generales
• Analizar si la temperatura y la concentración de las especies químicas
que intervienen en la reacción en equilibrio son factores que, al
modificarse, desestabilizan el estado de equilibrio de una reacción.
• Establecer cual es la respuesta de una reacción en equilibrio ante una
perturbación.
PARTE EXPERIMENTAL
Experiencia N° 1: Cambios de temperatura sobre un s istema en
equilibrio en fase gaseosa.
Se estudiará el siguiente sistema en equilibrio:
2 NO2 (g) N2O4 (g) ∆H

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hayan llenado el tubo y taparlo con tapón de goma. Observar el color.
Consignar el color: …………………………………………………………
Dejar que el tubo de ensayo se enfríe hasta alcanzar la temperatura
ambiente.
Una vez frío, colocar el tubo en baño de hielo. Dejar unos minutos y
observar luego el color.
Consignar los cambios de color: …………………………………………
……………………………………………………………………………….
¿Qué se puede afirmar respecto de la concentración de dióxido de
nitrógeno luego de la perturbación?.........................................................
……..……………………………………………………………………………
Retirar el tubo del baño de hielo y colocarlo en baño de agua a
temperatura ambiente, dejándolo unos minutos.
Colocar el tubo en baño de agua hirviendo y observar nuevamente el
color del sistema.
Consignar los cambios de color:….…………………………………..
……………………………………………………………………………………
¿Qué se puede afirmar respecto de la concentración de dióxido de
nitrógeno luego de la perturbación?.........................................................
………………………………………………………………………………………
En función de los cambios observados al perturbar el sistema cuando
se lo enfrió y cuando se lo calentó, indicar:
a) Si la temperatura afecta el estado de equilibrio…………………………...
b) El sentido de desplazamiento del sistema en cada caso:
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Al enfriar el sistema (disminución de temperatura) …………………………..
Al calentar el sistema (aumento de temperatura) …………………………….
………………………………………………………………………………………
Indicar si el valor de la constante de equilibrio del sistema se modifica
ante cambios de la temperatura, de ser así especificar si aumenta o
disminuye el valor de la misma cuando aumenta la temperatura.
………………………………………………………………………………………
………………………………………………………………………………………
Experiencia N° 2: Cambios de temperatura sobre un s istema en
equilibrio en fase líquida.
Se estudiará el siguiente sistema en equilibrio:
[Co(H2O)6] 2+ (ac) + 4 Cl - (ac) [CoCl4] 2- (ac) + 6 H2O(l) ΔH>0.
(rosa) (azul)
Objetivo específico: Detectar si cambios en la temperatura del sistema
modifican el equilibrio y en función de ello deducir en qué dirección se
desarrolla la reacción hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio.
Materiales y drogas necesarios:
2 tubos de ensayos – gradilla – vaso de precipitado de 100 mL – pinza de
madera – mechero – hielo.
Solución acuosa de cloruro de cobalto 0,2 mol/L – cloruro de sodio sólido.
Técnica:
Numerar los dos tubos de ensayo.
Colocar 3 mL de la solución acuosa de cloruro de cobalto en cada uno
de lo tubos de ensayo.
Dejar el tubo Nº1 a temperatura ambiente como testigo del color.
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Consignar el color: ……………………….
Calentar el tubo Nº2 a la llama del mechero hasta observar un cambio
de color.
Consignar el color: ……………………….
Dejar el tubo a temperatura ambiente y luego colocarlo en un baño de
agua con hielo. Observar el color.
Consignar el color: ……………………….
De acuerdo a lo observado indicar:
A bajas temperaturas, ¿de qué especies químicas hay mayor
concentración?....................................................................................
A altas temperaturas, ¿cuál es la especie química presente en mayor
concentración?....................................................................................
¿Qué reacción (directa o inversa) se ve favorecida por el aumento en
la temperatura?.....................................................................................
¿Y por la disminución?..........................................................................
Luego de haber efectuado las experiencias Nº 1 y Nº 2 y teniendo en
cuenta la información energética dada para cada reacción, indicar:
a) ¿Qué reacción (endotérmica o exotérmica) se ve favorecida por
aumentos de temperatura?...........................................................
b) ¿Qué reacción (endotérmica o exotérmica) se ve favorecida por
disminución de temperatura?........................................................
Experiencia N° 3: Cambios de concentración de una d e las especies
químicas que intervienen en la reacción en equilibrio.
Se estudiará el siguiente sistema en equilibrio:
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2CrO4 = (ac) + 2H + (ac) Cr2O7 = (ac) + H2O(l)
(amarillo) (anaranjado)
Objetivo específico: Detectar si cambios en la concentración de protones
modifica el estado de equilibrio y en función de ello deducir en qué
dirección se desarrolla la reacción hasta alcanzar un nuevo estado de
equilibrio.
Materiales y reactivos necesarios
2 tubos de ensayo – gradilla – gotero.
Solución acuosa de cromato de potasio 0,1 mol/L – solución acuosa de
ácido clorhídrico 0,1 mol/L – solución acuosa de hidróxido de sodio 0,1
mol/L.
Técnica
Colocar en dos tubos de ensayo 1 cm 3 de solución acuosa de cromato de
potasio 0,1 mol/L.
Dejar uno de los tubos como testigo del color.
Consignar el color : …………………………………………………
Agregar al tubo restante, 5 gotas de solución acuosa de ácido clorhídrico
0,1 mol/L. Observar la coloración y compararla con la del testigo.
Consignar el cambio de color observado: …………………………………
Indicar si las concentraciones de cromato y dicromato aumentaron,
disminuyeron o se mantuvieron constantes después de la perturbación.
…………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………
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Al tubo que se le agregó ácido clorhídrico, adicionarle 5 gotas de solución
acuosa de hidróxido de sodio 0,1 mol/L. Observar la coloración y
compararla con la del testigo.
Consignar el cambio de color observado:………………………………..
Indicar si las concentraciones de cromato y dicromato aumentaron,
disminuyeron o se mantuvieron constantes después de la perturbación.
…………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………
¿Qué reacción (directa o inversa) se ve favorecida por el aumento en la
concentración de protones?.........................................................................
…………………………………………………………………………………...
¿Qué reacción (directa o inversa) se ve favorecida por disminución en la
concentración de protones?.........................................................................
…………………………………………………………………………………...
Experiencia 4: Cambios de concentración de alguna de las especies
químicas que intervienen en la reacción en equilibrio.
Se estudiará el siguiente sistema en equilibrio:
Fe 3+ (ac) + SCN - (ac) [ Fe (SCN) ] 2+ (ac)
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(rojo)
Objetivo específico: Detectar si cambios en la concentración de Fe 3+ o de
SCN - modifican el estado de equilibrio y en función de ello deducir en qué
dirección se desarrolla la reacción hasta alcanzar un nuevo estado de
equilibrio.

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Materiales y reactivos necesarios
3 tubos de ensayo – gradilla – espátula.
Solución acuosa de cloruro férrico 0,1% m/V – solución acuosa de
sulfocianuro de potasio 0,1% m/m – fluoruro de sodio sólido – sulfocianuro
de potasio sólido.
Técnica
Numerar los tres tubos de ensayo.
Colocar en uno de los tubos de ensayo 2 cm 3 de solución acuosa de
cloruro férrico 0,1% m/V, agregar unos 2 cm 3 de solución acuosa de
sulfocianuro de potasio 0,1% m/m.
Mezclar bien y diluir con agua destilada.
Dividir la solución en los tres tubos.
Dejar el tubo Nº 1 como testigo.
Consignar el color : ……………………………………………
Agregar al tubo Nº 2 una pequeña porción de sulfocianuro de potasio
sólido. Observar la coloración y compararla con la del testigo.
Consignar el cambio de color observado: …………………………………
Indicar si la concentración de [Fe (SCN)] 2+ (ac), aumentó, disminuyó o se
mantuvo constantes después de la perturbación. ………………………….
En función del cambio en la concentración de [Fe (SCN)] 2+ (ac) indicar si
la concentración de Fe 3+ aumentó, disminuyó o se mantuvo constante
después de la perturbación: …………………………………………………..
………………………………………………………………………………...…
…………………………………………………………………………………...
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Cátedra: Química General
¿Qué reacción (directa o inversa) se ve favorecida por el aumento en la
concentración de SCN - ?...............................................................................
Agregar al tubo Nº 3 una pequeña porción de fluoruro de sodio. Observar
la coloración y compararla con la del testigo.
Consignar el cambio de color observado: …………………………………
Indicar si la concentración de [Fe (SCN)] 2+ (ac), aumentó, disminuyó o se
mantuvo constante después de la perturbación: ………………………….
En función del cambio en la concentración de [Fe (SCN)] 2+ (ac) indicar si
la concentración de SCN - aumentó, disminuyó o se mantuvo constante
después de la perturbación: …………………………………………………..
…………………………………………………………………………………...
…………………………………………………………………………………..
¿Qué reacción (directa o inversa) se ve favorecida por el agregado de
fluoruro de sodio? ……………………………………………………………..
……………………………………………………………………………….......
CONCLUSIÓN
Luego de haber realizado las 4 experiencias, presentar una generalización
respecto a cómo responde un sistema en equilibrio químico ante una
perturbación.
……………………………………………………………………………………….
……………………………………………………………………………………….
……………………………………………………………………………………….
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Trabajo Práctico de Laboratorio Nº5
EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE: DETERMINACIÓN DE pH MEDIANTE
INTRODUCCION
Autoionización del agua-pH
INDICADORES ÁCIDO-BASE Y pH-METRO
El agua es un electrolito extremadamente débil cuya ionización
puede representarse por la ecuación:
H2O(l) + H2O(l) H3O + (ac) + OH - (ac)
Se produce la transferencia de un H + de una molécula de agua a
otra, originando los iones oxonios e hidróxidos, se deduce que el agua es
anfiprótica, es decir que se comporta como ácido y como base según la
teoría de Brönsted-Lowry.
La constante de ionización para el equilibrio planteado es:
Kionización= Kw = [H3O + ]. [OH - ]
Dado que en el agua pura las concentraciones de iones H3O + y de
iones OH - son iguales, por relación molar 1: 1, se cumple que el medio no
tiene carácter ácido ni básico, es decir que es neutro:
[H3O + ] = [OH - ]
Se ha determinado experimentalmente que a 25 °C di chas
concentraciones son de 1 10 -7 mol/L, por lo tanto:
Kw= 1 10 -7 . 1 10 -7 Kw= 1 10 -14 (a 25 ºC)
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Kw permanece constante, a temperatura constante, de manera tal,
que si aumenta la concentración de uno de los iones disminuye la del otro
porque el producto de ambas se mantiene constante. Si al agua se le
agrega un ácido, la [H3O + ] aumenta, como consecuencia el equilibrio se
desplaza hacia la izquierda y [OH - ] disminuye, en el sistema resultante la
[H3O + ] es mayor que 10 -7 mol/L (a 25°C), el medio es ácido.
Si al agua se le agrega una base, la [OH - ] aumenta, como
consecuencia el equilibrio se desplaza hacia la izquierda y la [H3O + ]
disminuye. En el sistema resultante la [OH - ] es mayor que 10 -7 mol/L (a
25°C), el medio es básico.
En función de lo expuesto:
Si [H3O + ] = [OH - ] = 1 10 -7 mol/L, el medio es neutro
Si [H3O + ] > [OH - ] ; [H3O + ] > 1 10 -7 mol/L, el medio es ácido a 25°C
Si [H3O + ] < [OH - ] ; [H3O + ] < 1 10 -7 mol/L, el medio es básico
En 1909 Sorensen propuso utilizar, en lugar de la concentración de
H3O + el logaritmo negativo de dicha concentración y llamó a esta
expresión potencial de hidrógeno, indicándolo con el símbolo pH.
pH = - log [H3O + ] por lo tanto [H3O + ] = 10 -pH
De manera análoga se define pOH:
pOH = -log [OH - ] por lo tanto [OH - ] = 10 -pOH
Relacionando la concentraciones de los iones H3O + e OH - ,
potencial hidrógeno (pH) y potencial hidróxido (pOH) :
Si [H3O + ] = [OH - ] , pH = pOH = 7, medio neutro.
Si [H3O + ] > [OH - ] , pH< 7 y pOH > 7, medio ácido. a 25°C
Si [H3O + ] < [OH - ] , pH >7 y pOH < 7, medio básico.
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Cátedra: Química General
Indicadores ácido-base
Los indicadores ácido-base son compuestos orgánicos que en
solución acuosa actúan como ácidos o bases débiles. Podemos
representar a la especie química que actúa como ácido con la simbología
HIn (puede tener o no carga) y a su base conjugada con In - (la cual
puede también tener o no carga). Estos compuestos tienen la
particularidad de presentar un cierto color en su forma sin ionizar (HIn) y
el ión que originan en solución (In - ) otro color diferente, o alguna de estas
especies químicas puede ser incolora.
Por tratarse de electrolitos débiles, en solución acuosa se
establece un equilibrio ácido-base que se puede representar:
HIn (ac) + H2O In - (ac)+ H3O + (ac)
Azul Amarillo
Para este ejemplo cuando el indicador se agrega a un medio muy
ácido (alta concentración de H3O + (ac)) predomina el color azul porque el
equilibrio del indicador está más desplazado hacia la izquierda. Cuando el
medio al que se agrega el indicador es básico predomina el color amarillo
porque el equilibrio del indicador se desplaza hacia la derecha.
es:
La constante de ionización del ácido débil HIn en solución acuosa
KiHIn =
[In - ] [ H3O + ]
[HIn]
Despejando la relación [HIn] [ H3O + ]
=
[In - ] KiHIn
De acuerdo a esta expresión la relación [HIn]/ [In - ] será alta o baja
según la concentración de H3O + en el medio.
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Si la [H3O + ] es más alta que la de [OH - ] el equilibrio estará
desplazado hacia la izquierda predominando la especie HIn y en
consecuencia se observará el color azul. Si por el contrario la [OH - ] es
mayor que la [H3O + ] el equilibrio estará desplazado hacia la derecha ,
predominando la especie In - y se observará el color que le corresponde a
la misma, en el ejemplo color amarillo.
La distinción entre ambos colores por el ojo humano es posible
cuando la relación entre las concentraciones de ambas especies químicas
es aproximadamente igual a 10. Este límite es algo arbitrario porque
depende del indicador en particular y de la sensibilidad del observador:
Cuando [HIn] ≥ 10 se observa el color de la especie HIn
[In - ]
y [HIn] ≤ 1/10 se observa el color de la especie In -
[In - ]
El cambio de un color a otro no es brusco sino que se produce
gradualmente en un rango determinado de pH. Este intervalo de pH se
denomina rango de viraje del indicador, se determina experimentalmente
y sus límites exactos dependen del juicio del observador.
En función de lo expresado anteriormente, en general para un
indicador determinado el rango de viraje aproximado está dado por la
siguiente ecuación:
pH ≈ pKi HIn ± 1, siendo Ki HIn la constante de ionización del indicador
Los indicadores ácido-base son muy útiles para determinar
colorimétricamente en que rango de pH se encuentra el pH de un sistema.
Cuando se utilizan mezclas de indicadores se puede determinar el pH con
mayor aproximación. Si la mezcla es tal que se produce una serie de
colores distintos en un intervalo de valores de pH diferentes, se denomina
indicador universal. Éste se puede presentar comercialmente en forma de
papel (papel indicador) ó de solución líquida. Existe un indicador ácido-
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Cátedra: Química General
base llamado papel de tornasol, que consiste en tiras de papel que han
sido impregnadas con solución acuosa de un indicador ácido-base y
pueden ser azules o rojas. Cuando el papel de tornasol en contacto con
una sustancia o solución al estado líquido presenta coloración roja, el
medio es ácido, indicando la predominancia de H3O + sobre OH - . Si el
color que presenta es azul el medio es básico o alcalino, indicando
predominancia de OH - sobre H3O + en ése sistema.
El valor del pH se puede medir de forma precisa mediante un
potenciómetro, también conocido como pH-metro, un instrumento que
mide la diferencia de potencial entre dos electrodos: un electrodo de
referencia (generalmente de plata/cloruro de plata) y un electrodo de
vidrio que es sensible al ión hidrógeno. El medidor debe estar calibrado
con una solución de pH conocido, llamada "buffer". Los buffer o
amortiguadores resisten las variaciones de pH y tienen valores de pH
específicos a temperaturas determinadas.
La determinación del pH es uno de los procedimientos analíticos
más importantes y más usados en ciencias tales como química,
bioquímica y la química de suelos.
Objetivos generales
• Reconocer diferentes formas de determinar el pH de una solución
acuosa.
• Utilizar el valor de pH de una solución para deducir los procesos ácido-
base que predominan.
PARTE EXPERIMENTAL
Experiencia N° 1: Uso de Indicadores ácido-base en la determinación
de pH.
Objetivo específico: determinar el rango de pH en el cual se encuentra
el pH de una solución incógnita, mediante el uso de indicadores ácido-
base.
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Materiales y reactivos necesarios:
Gradilla con tubos de ensayo – pipeta graduada de 5 mL – gotero.
Solución incógnita – solución de heliantina – solución de fenoftaleína –
solución de azul de bromotimol.
Técnica:
Colocar en un tubo de ensayo, limpio y seco, 2 mL de solución
incógnita medidos con pipeta.
Agregar dos gotas de alguno de los indicadores disponibles.
Consignar el color resultante: ...............................................................
De acuerdo al color observado y consultando la tabla correspondiente,
indicar en que rango de pH puede encontrarse el pH de la solución
incógnita.
.................................................................................................................
...............................................................................................................
¿Con estos resultados, es posible indicar si el medio es ácido, básico
o neutro?
.................................................................................................................
.................................................................................................................
¿El uso de este indicador permitió deducir el pH de la solución
incógnita con cierta precisión?
.................................................................................................................
.................................................................................................................
En caso de no poder determinar de manera aproximada el pH de la
solución incógnita, repetir el procedimiento en otro tubo de ensayo con
alguno de los restantes indicadores disponibles.
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Consignar el color resultante: ...............................................................
De acuerdo al color observado y consultando nuevamente la tabla, ¿se
puede indicar con mayor precisión en que rango de pH se encuentra el
pH de la solución incógnita y si el medio es ácido, básico o neutro?
…………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………
Si se considera necesario repetir la determinación con un tercer
indicador.
En función de los resultados obtenidos en el desarrollo de la
experiencia, y consultando el Cuadernillo de Tablas, completar el
siguiente cuadro:
♦ Indicador: 1:…………… 2:…………… 3:……………
♦ Color
♦ Rango
♦ Medio
Indicar en que rango de pH se encuentra el pH de la solución
incógnita. ……………………………………………………………………..
Indicar si el medio de la solución incógnita es ácido, básico o neutro.
………………………………………………………………………………
Consultar con los docentes cuál es el soluto de dicha solución y
justificar el valor de pH determinado. Plantear la/s ecuación/es
químicas que correspondan.
…………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………
47

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Experiencia N° 2: Medición de pH con pH-metro.
Objetivos específicos:
• Determinar el valor de pH de una muestra de agua de pozo y de una
muestra proveniente de un tanque de almacenaje.
• Comparar y explicar las diferencias en los valores de pH según la
procedencia de la muestra de agua.
• Corregir el pH de las muestras de agua de acuerdo al rango de pH
óptimo del agua para riego (6,0 – 6,5).
Materiales y reactivos necesarios:
Muestra de agua de pozo – muestra de agua de tanque – 2 vasos de
precipitado de 100 cm 3 – probeta de 100 cm 3 – bureta – pH-metro –
solución acuosa de ácido nítrico 25 % (V/V)
Técnica:
Medir con probeta 80 cm 3 de agua de pozo y colocarla en un vaso de
precipitado de 100 cm 3 .
Introducir en el agua el electrodo del pH-metro y consignar el valor
observado.
pHagua de pozo = ………………
Explicar el valor de pH medido.
………………………………………………………………………………….
…………………………………………………………………………………..
Repetir el procedimiento anterior utilizando agua de tanque.
pHagua de tanque = ………………
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Comparar ambos valores registrados.
…………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………
A cada muestra de agua agregar con bureta, gota a gota, solución
acuosa de ácido nítrico 25 % (V/V) hasta alcanzar un valor de pH
dentro del rango de pH óptimo de agua para riego.
Observar y completar el siguiente cuadro:
N° gotas de
HNO3(ac)
Agua de pozo Agua de tanque
pH N° gotas de
HNO3(ac)
Registrar el volumen de solución acuosa de ácido nítrico 25 % (V/V)
utilizado en cada muestra de agua.
V HNO3(ac) 25 % (V/V)
49
pH
Agua de pozo Agua de tanque
Indicar qué ocurre con la concentración de iones hidróxido a medida
que transcurre la experiencia.
…………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………

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Indicar la ecuación química que representa la transformación que
ocurrió cuando se agregó ácido a las muestras de agua.
…………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………
Dar el nombre de la transformación descripta anteriormente.
…………………………………………………………………………………
Calcular qué volumen de solución acuosa de HNO3 25 % (V/V) se
necesita agregar a 100 litros del agua de pozo y a 100 litros del agua
de tanque, adecuando el pH de las mismas para utilizarlas en riego.
…………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………
Experiencia N° 3: pH y proceso ácido base.
Objetivo específico: Comprobar los procesos ácido-base que ocurren en
diversas soluciones acuosas, determinando experimentalmente el pH
aproximado de dichas soluciones con indicadores ácido-base.
Materiales y reactivos necesarios:
Gradilla con tubos de ensayo – placa de toque - vaso de precipitado de
250 mL – papel indicador universal – varilla de vidrio - tela de amianto –
trípode – mechero – tapones de goma para tubos de ensayo - goteros.
Soluciones acuosas de concentración 0,1 mol/dm 3 de las siguientes
sustancias: amoníaco – cloruro de sodio – sulfato cúprico – acetato de
amonio – carbonato ácido de sodio – solución de indicador universal.
Técnica:
Disponer de cinco tubos de ensayo limpios y secos; numerarlos con
marcador para tubos.
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Colocar en cada uno de los tubos 5 mL de la solución acuosa que se
indica a continuación:
Tubo N° 1: sol. ac. de amoníaco.
Tubo N° 2: sol. ac. de cloruro de sodio.
Tubo N° 3: sol. ac. de carbonato ácido de sodio.
Tubo N° 4: sol. ac. de acetato de amonio.
Tubo Nº 5: sol. ac. de sulfato cúprico.
Colocar los tubos de ensayo, desprovistos de tapón, en baño de agua
hirviendo, dejándolos durante algunos segundos con el fin de eliminar
los gases disueltos que contienen.
Retirar los tubos del baño de agua, tapar con tapones de goma y dejar
enfriar.
Una vez que alcanzaron la temperatura ambiente agregar dos gotas
de solución de indicador Universal a los tubos Nº 1, 2, 3 y 4 agitar para
homogeneizar.
Introducir la varilla de vidrio en la solución del tubo Nº 5 y con la
misma humedecer la tira de papel indicador universal colocada en una
de las cavidades de la placa de toque.
Observar el color que toma el indicador en cada uno de los casos y
completar el siguiente cuadro:
Solución Color observado pH aproximado a 25 ºC 5
Amoníaco
Cloruro de sodio
Carbonato ácido de Sodio
Acetato de amonio
Sulfato cúprico
5
Consultando la escala de pH del indicador universal observado. Para el caso de sulfato
de cobre usar la rueda del papel indicador.
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Justificar los valores de pH encontrados para cada una de las
soluciones teniendo en cuenta los procesos que pudieron ocurrir en
dichos sistemas y utilizar el lenguaje simbólico.
………………………………………………….………………………………
…………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………
………………………………………………………………….………………
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Trabajo Práctico de Laboratorio Nº6
DISOLUCIÓN DE SÓLIDOS EN LÍQUIDOS – EQUILIBRIO DE
INTRODUCCION
SOLUBILIDAD
Algunas sustancias puras no son miscibles o solubles entre sí,
otras son muy poco solubles, y en algunos casos en cualquier proporción
que se mezclen originan una solución. Esto nos lleva a preguntarnos ¿por
qué una sustancia que se disuelve en un solvente no lo hace en otro?. La
respuesta a esta pregunta se obtiene de la descripción del fenómeno de
disolución y su vinculación con la estructura química del solvente y del
soluto. Como regla general esperamos que una sustancia sea soluble en
otra cuando las fuerzas de interacción soluto-solvente sean de magnitud
comparable con las de soluto-soluto. Estas fuerzas de interacción varían
en magnitud con la naturaleza de las moléculas tanto del solvente como
del soluto. Por ejemplo, el agua, al poseer un momento dipolar alto, es
capaz de interactuar con iones positivos y negativos con una gran
eficiencia. En principio, una sustancia iónica será soluble en cualquier
solvente cuyas moléculas tengan momento dipolar, es decir, un solvente
polar. Si las moléculas del solvente no presentan momento dipolar se
dice que es un solvente no polar 6 . En general se puede afirmar que un
solvente polar podrá disolver a toda sustancia que sea polar; de la misma
forma un solvente no polar disolverá sustancias no polares.
La cantidad máxima de una sustancia que se puede disolver en
una determinada cantidad de solvente, a una temperatura específica, se
denomina solubilidad. Esta depende de la naturaleza del soluto y del
solvente, de la temperatura y en el caso de solutos al estado gaseoso con
solventes líquidos, también depende de la presión del gas sobre la
solución.
6 Por ejemplo: el benceno, este solvente disuelve al aceite (líquido no polar)
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Cátedra: Química General
Si a una cantidad fija de solvente se le van agregando sucesivas
cantidades de otra sustancia en estado sólido, a una determinada
temperatura, en un principio lo que se agrega de soluto, en cada una de
esas etapas, se disuelve totalmente. Pero a partir de una determinada
cantidad de soluto la concentración de la solución permanece constante y
parte del soluto queda al estado sólido (en exceso). En el sistema
continúa disolviéndose una cierta cantidad de soluto y simultáneamente y
a la misma velocidad, el mismo se separa de la solución y se deposita en
la superficie del sólido (precipita). En este estado se establece un
equilibrio dinámico entre el soluto disuelto y el soluto sin disolver (en
exceso, fase sólida). A la solución (fase líquida) se la llama saturada y la
concentración de la misma es igual a la solubilidad a una temperatura
determinada.
Ejemplo:
t = 20 ºC
Ca3 (PO4)2 (s) + H2O(l) 2PO4 3- (ac) + 3Ca 2+ (ac)
Fase sólida Fase líquida
(Soluto sin disolver) (Solución saturada)
En este ejemplo el equilibrio dinámico se establece entre el soluto
disuelto, los iones PO4 3- (ac) y Ca 2+ (ac) en la solución saturada, y el soluto
sin disolver, Ca(PO4)3 (s).
Objetivos generales
• Reconocer a la solubilidad como una propiedad de las sustancias que
depende de su estructura y de la del solvente.
• Analizar el efecto de cambios en el pH sobre equilibrios de solubilidad.
PARTE EXPERIMENTAL
Experiencia N° 1: Solubilidad de sólidos en solvent es líquidos con
diferente polaridad.
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Objetivos específicos:
• Ensayar la solubilidad de diferentes solutos en distintos solventes.
• Relacionar la estructura molecular de cada sustancia con la solubilidad
en los diferentes solventes.
Materiales y reactivos necesarios
4 tubos de ensayo - probeta de 10 cm 3 - vidrios de reloj – balanza
analítica.
Solventes: agua(l), propanona(l) (acetona), tetracloruro de carbono(l)
(CCl4).
Solutos: sacarosa(s), almidón(s), iodo(s).
Técnica:
Los docentes indicarán a cada grupo con que solvente deberá trabajar.
Numerar los cuatro tubos de ensayo.
En cada tubo colocar 2 cm 3 del solvente correspondiente.
Al tubo Nº 1 agregar 0,05 g de sacarosa. Agitar y dejar en reposo.
Al tubo Nº 2 agregar 0,05 g de benzoato de sodio. Agitar y dejar
reposar.
Al tubo Nº 3 agregar 0,05 g de almidón. Agitar y dejar reposar.
Al tubo Nº 4 agregar 0,05 g de iodo. Agitar y dejar reposar.
Observar el sistema que se origina en cada tubo de ensayo.
Completar el siguiente cuadro:
Solutos
Solvente
SACAROSA ALMIDÓN IODO
Sistema
Material
originado
Soluble
o poco
soluble
Sistema
Material
originado
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Soluble
o poco
soluble
Sistema
Material
originado
Soluble
o poco
soluble

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Cátedra: Química General
Construir el siguiente cuadro entre todos los grupos que ensayaron la
solubilidad de los diferentes solutos en distintos solventes. Completar
con la palabra soluble, medianamente soluble o muy poco soluble,
según corresponda.
Soluto
Solvente
H2O
Acetona
CCl4
Sacarosa Almidón Iodo
Experiencia N° 2: Equilibrio de solubilidad.
Objetivo específico: Deducir si se modifica la solubilidad del carbonato
de calcio en agua cuando ocurren cambios en el pH del sistema.
Materiales necesarios
Vaso de precipitado de 100 cm 3 - varilla de vidrio – pipeta de 5 mL –
gotero – placa de toque – papel indicador universal.
Carbonato de calcio (sólido) - solución acuosa de HCl 4 mol/dm 3 –
solución acuosa de HCl 0,5 mol/dm 3 .
Técnica:
Colocar en un vaso de precipitados, de 100 cm 3 , aproximadamente 50
mL de agua destilada y agregar carbonato de calcio sólido en una
cantidad equivalente a una cucharada pequeña, agitar bien con la
varilla de vidrio.
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Cátedra: Química General
Observar e indicar el tipo de sistema obtenido.
.................................................................................................................
¿La solubilidad del carbonato de calcio en agua es alta o baja?
………………………………………………………………………………..
Plantear la ecuación correspondiente al equilibrio que se establece e
indicar de qué tipo es.
…………………………………………………………………………………
Introducir la varilla de vidrio en la solución y con la misma humedecer
la tira de papel indicador universal colocada en una de las cavidades
de la placa de toque.
Registrar el valor aproximado de pH: ……………………………………..
Justificar el valor de pH encontrado para la solución teniendo en
cuenta los procesos que pudieron ocurrir en dicho sistema y plantear
las ecuaciones que representan dichos procesos.
…………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………
Colocar 8 mL del sistema preparado anteriormente en tres tubos de
ensayo limpios y secos, rotular los tubos.
Dejar al tubo N° 1 como testigo, y agregar a los re stantes lo siguiente:
Tubo N° 2: 5 gotas de solución acuosa de HCl 4 mol/ dm 3 .
Tubo N° 3: 5 gotas de solución acuosa de HCl 0,5 mol/dm 3 .
Observar lo ocurrido en los tubos Nº 2 y Nº 3 comparando con el
sistema original (Tubo Nº 1) y consignar los cambios.
.................................................................................................................
57

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Carrera: Ingeniería Agronómica
Cátedra: Química General
Interpretar el resultado obtenido e indicar en que sentido se desplazó
el equilibrio planteado por el agregado de HCl (ac) (a P y T ctes).
…………………………………………………………………………………
.................................................................................................................
En caso de ocurrir alguna reacción al agregar HCl(ac) plantearla/s.
…………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………
Elaborar una generalización en cuanto a como se modifica la
solubilidad del carbonato de calcio cuando cambia el pH.
…………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………
¿Los ácidos agregados afectaron en igual medida la solubilidad del
carbonato de calcio? Explicar.
.................................................................................................................
.................................................................................................................
.................................................................................................................
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Trabajo Práctico de Laboratorio Nº7
ESPONTANEIDAD DE REACCIONES DE ÓXIDO REDUCCIÓN – PILAS
INTRODUCCIÓN:
En el presente trabajo práctico se realizarán algunas reacciones de
óxido – reducción, que son aquellas transformaciones químicas en las
que se produce transferencia de electrones desde una especie química a
otra.
Ejemplo:
Fe(s) Fe 2+ (ac) + 2e
2e + Ni 2+ (ac) Ni(s)
Fe(s) + Ni 2+ (ac) Fe 2+ (ac) + Ni(s)
Oxidación: proceso en el cual una especie química (átomo, grupo
de átomos o ión) sufre una pérdida de electrones aumentando el estado
de oxidación de un elemento de esa especie química.
Reducción: proceso en el cual una especie química (átomo, grupo
de átomos o ión) gana electrones disminuyendo el estado de oxidación de
un elemento de esa especie química.
Para que una especie química se oxide (pierda electrones) es
necesario que se encuentre en contacto con otra que se reduzca (gane
electrones), es decir que la oxidación y la reducción ocurren
simultáneamente y el número total de electrones cedidos es igual al
número total de electrones ganados.
Ejemplo:
2 Mg (s) + O2 (g) 2 MgO (s)
Estados de oxidación: 0 0 +2 -2
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Oxidación
Los electrones que pierde
el Fe (s) los gana el
catión Ni 2+ (ac)
Reducción

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Agente reductor: átomo, grupo de átomos o ión que al reaccionar
pierde electrones, es decir que se oxida, y provoca la reducción de otra
especie química.
Agente oxidante: átomo, grupo de átomos o ión que al reaccionar
gana electrones, es decir que se reduce, y simultáneamente provoca la
oxidación de otra especie química.
Electrodo simple: está constituido por dos especies químicas que
contienen a un mismo elemento en dos estados de oxidación distintos.
Ejemplo: sustancia simple cobre al estado sólido(Cu(s)) en contacto con
ión Cu 2+ en solución acuosa (Cu 2+ (ac)), en lenguaje simbólico se indica:
Cu (s) / Cu 2+ (ac).
Pila: es un dispositivo que convierte energía química en energía
eléctrica, debido a la ocurrencia de reacciones redox espontáneas.
Una pila está constituida por dos electrodos simples, uno
funcionará como cátodo y el otro como ánodo, unidos por medio de un
puente salino y por un conductor electrónico.
oxidación.
Cátodo: electrodo simple donde ocurre la reacción de reducción.
Ánodo: electrodo simple donde se produce la reacción de
Puente salino: tiene la función de mantener a las soluciones
eléctricamente neutras.
Las pilas se construyen de manera de tener una fuente de energía
eléctrica de fácil aprovechamiento, es decir se arman dispositivos que
sean portátiles. Las reacciones de oxidación y de reducción deben ocurrir
en compartimentos separados, para ello en el laboratorio se pueden
utilizar dos vasos de precipitado, cada uno de ellos contendrá un
electrodo simple y estarán unidos por medio de un conductor electrónico
(por ejemplo alambre de cobre) y por el puente salino. Este último se
puede armar con un tubo de vidrio en forma de U que contiene una
solución de un electrolito (por ejemplo KCl) en un soporte, como por
ejemplo agar. El siguiente es un esquema de una pila construida de la
forma indicada:
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Cátedra: Química General
Voltímetro
El potencial de un electrodo aislado no puede ser medido en forma
directa. Por ello se define un electrodo de referencia y se arma una pila
con éste y otro electrodo cuyo valor de potencial se quiere determinar.
Como electrodo de referencia se ha elegido por convención al electrodo
normal de hidrógeno, el que está formado por una solución acuosa de
ácido clorhídrico 1 mol/dm 3 en la que se hace burbujear gas hidrógeno a
una presión de 1 atm, como contacto eléctrico se utiliza platino. En
lenguaje simbólico: Pt / H2(g) (P= 1atm) / H + (ac) (1mol/dm 3 ).
cero a 25 ºC.
Al potencial del electrodo normal de hidrógeno se le asigna valor
Potencial estándar de electrodo: es la fuerza electromotriz de
una pila formada por dicho electrodo, en condiciones estándares
(concentración de iones 1 mol/dm 3 , temperatura 25 ºC y presión 1 atm), y
el electrodo normal de hidrógeno. Los potenciales normales de electrodo
se encuentran tabulados y pueden estar referidos al proceso de reducción
o al de oxidación.
Objetivos generales:
• Determinar a partir de la observación la ocurrencia de reacciones
redox.
Ánodo (-)
Zn (s)
• Aplicar los siguientes conceptos teóricos a diversas reacciones redox:
Oxidación y reducción
Agente oxidante y agente reductor
H2O H2O
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Puente
Salino
Conductor
electrónico
Cátodo (+)
Cu (s)

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Potencial estándar de electrodo y espontaneidad de reacciones
redox.
• A partir de la observación de pilas electroquímicas:
Reconocer la ocurrencia de reacciones redox espontáneas que
generan corriente eléctrica.
Deducir la carga eléctrica de los electrodos.
Identificar el electrodo que funciona como ánodo y el que
funciona como cátodo.
PARTE EXPERIMENTAL
Experiencia 1: Sodio en contacto con agua.
Material y reactivos necesarios
Vaso de precipitado 100 cm 3 – pinza metálica – gotero – papel de filtro –
piseta conteniendo agua destilada.
Na (s) – solución de fenoftaleína.
Técnica
Colocar agua destilada en un vaso de precipitado de 100 cm 3 hasta
aproximadamente la mitad de su volumen.
Tomar con una pinza metálica una pequeña porción de sodio a la que
previamente se le quitó con papel de filtro el kerosene, en que
habitualmente se mantiene sumergido.
Agregar el sodio al agua contenida en el vaso de precipitados.
A partir de lo observado responder:
¿Se pudo detectar que algún reactivo se consumió?
.................................................................................................................
¿Se pudo detectar la formación de algún producto?
................................ ..................................................…………………….
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Agregar unas gotas de solución de fenolftaleína.
¿Qué se observa?....................................................................................
¿Qué permite inferir lo observado?..........................................................
En función de todo lo observado decidir si ocurrió una transformación
química entre Na(s) y H2O(l). En caso afirmativo escribir la ecuación
que representa a dicha reacción.
.................................................................................................................
Completar el siguiente cuadro:
Elemento que se oxidó
Elemento que se redujo
Agente reductor
Agente oxidante
¿Cómo son entre sí los potenciales de reducción correspondientes, en
las condiciones de la experiencia?
.............................................................................................
¿Ocurrirá espontáneamente esta reacción en condiciones estándares
electroquímicas?...............................
¿Por qué?................................................................................................
.................................................................................................................
Experiencia 2: Metales en contacto con soluciones acuosas de
ácidos.
63

T1
T2
T3
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Material y reactivos necesarios
Tubos de ensayo – gradilla – pipetas.
Zn (s) – Cu (s) - solución acuosa concentrada de HCl - solución acuosa
concentrada de HNO3.
Técnica
Colocar en una gradilla 3 tubos de ensayo, limpios y rotulados.
Agregar a cada uno de ellos 3 cm 3 de las soluciones que se detallan a
continuación:
Tubo Nº 1: HCl (ac) concentrado
Tubo Nº 2: HCl (ac) concentrado
Tubo Nº 3: HNO3 (ac) concentrado
Continuar la experiencia trabajando individualmente con cada tubo
haciendo el agregado que se indica a continuación. Teniendo en
cuenta lo observado ir completando el cuadro que se presenta al final.
Agregar: Tubo Nº 1 un trozo de zinc sólido.
Tubo Nº 2 un trozo de cobre.
Tubo Nº 3 un trozo de zinc.
Consignar lo observado en el siguiente cuadro:
Observaciones Reacción producida
64
Elemento
que se
oxidó
Elemento
que se
redujo
Agente
reductor
Agente
oxidante

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Cátedra: Química General
Para las especies químicas de cada tubo indicar con la simbología
correspondiente, cómo son entre sí los potenciales de reducción en las
condiciones de la experiencia.
Tubo Nº 1: ………………………………………………..……………….
Tubo Nº 2: …………………..…………………………………………….
Tubo Nº 3: …………………………………………………………………
Responda la siguiente pregunta para cada una de las reacciones
realizadas. ¿Ocurrirá espontáneamente esta reacción en condiciones
estándares electroquímicas? ¿Por qué?
Tubo Nº 1: …………………………………………………………………
………………………………………………………………………………
Tubo Nº 2: …………………………………………………………………
………………………………………………………………………………
Tubo Nº 3: …………………………………………………………………
………………………………………………………………………………
Comparar las reacciones de los tubos Nº 1 y Nº 3 e indicar cuál
especie química posee mayor poder oxidante.
………………………………………………………………………………….
Experiencia 3: Aplicación de reacciones redox a determinaciones
agronómicas.
La materia orgánica (MO) del suelo está constituida por una larga
serie de compuestos carbonados en diferentes estados de degradación y
síntesis, provenientes de restos vegetales y animales y de la propia biota
que en ella se desarrolla. Los niveles de MO en el suelo definen su
calidad y su nivel de productividad.
Debido a la dificultad de estimar directamente o calcular el
contenido de MO presente en un suelo se reconoce que es mucho más
apropiado expresarla a través de su contenido en carbono orgánico (CO).
65

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Cátedra: Química General
Los métodos dirigidos a evaluar el CO miden el CO2 producido por
combustión u oxidación húmeda de la MO o evalúan el consumo de algún
agente oxidante que haya reaccionado con el carbono orgánico del suelo.
Este trabajo práctico se realizará utilizando el fundamento de una de
estas técnicas.
Materiales y drogas necesarios
Tubos de centrífuga – pipetas – centrífuga – dosificador automático.
Muestra de suelo – solución acuosa de dicromato de potasio 0,2 mol/L –
ácido sulfúrico concentrado.
Técnica
Pesar 0,5 g de suelo.
Agregar 5 mL de solución acuosa de dicromato de potasio 0,2 mol/L.
Observar el color y compararlo con el de la solución acuosa de
dicromato de potasio.
Consignar el color: ..……………………………...
Agregar 10 mL de ácido sulfúrico concentrado (utilizando un
dosificador automático), dejar enfriar hasta que el tubo tome
temperatura ambiente.
Centrifugar y observar el color del sobrenadante.
Color observado: ……………………………………………………………..
¿Ocurrió una transformación química?....................................................
Plantear la ecuación correspondiente: …………………………………….
66

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Indicar a que tipo de transformación corresponde: ………………………
¿Qué función cumplen el anión dicromato y el ácido sulfúrico en esta
reacción?..................................................................................................
.................................................................................................................
Analizar las siguientes afirmaciones y marcar con una cruz la
alternativa correcta.
La reacción realizada corresponde al fundamento del método:
• combustión de la MO y medición del CO2 producido. ……
• oxidación húmeda de la MO y medición del CO2 producido. …..
• consumo de algún agente oxidante que haya reaccionado con el
carbono orgánico del suelo. …….
Experiencia 4: Pilas
Material y reactivos necesarios
Vasos de precipitado de 250 cm 3 – tubo de vidrio en U – pinza metálica -
soportes metálicos – voltímetro – electrodos de platino.
Ágar – solución acuosa de cloruro férrico 0,1 mol/L – solución acuosa de
sulfato cúprico pentahidratado 0,1 mol/L - solución acuosa de sulfato de
cinc 0,1 mol/L – solución acuosa de ioduro de potasio 0,1 mol/L.
Técnica
Conectar, intercalando un voltímetro, los electrodos simples que
forman cada una de las pilas preparadas por los docentes.
Observar y decidir la polaridad de cada electrodo.
Realizar un esquema de una de las pilas observadas.
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Registrar, utilizando la simbología adecuada, el electrodo que funcionó
como ánodo y el que funcionó como cátodo en cada una de las pilas:
Pila Nº 1:
Pila Nº 2:
Cátodo = …………………………………………………………………
Ánodo = …………………………………………………………………..
Cátodo =…….. ……………………………………………………………
Ánodo = …….……………………………………………………………..
Indicar las reacciones que ocurren en cada polo de las pilas
observadas:
Pila Nº 1:
Pila Nº 2:
Cátodo =…….. ……………………………………………………………
Ánodo = …….……………………………………………………………..
Cátodo =…….. ……………………………………………………………
Ánodo = …….……………………………………………………………..
Indicar la notación convencional para cada pila observada:
Pila Nº 1 = ……………………………………………………………………..
Pila Nº 2 = ……………………………………………………………………..
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Cátedra: Química General
BIBLIOGRAFIA
Textos recomendados para el estudio de los fundamentos teóricos de los
Trabajos Prácticos a realizar:
• Atkins P. W.; Jones L. Principios de Química. Edición 2006 (3era.
Edición). Ed. Medica Panamericana.
• Brown, T.L.; LeMay, H.E.; Bursten, B.E. Química. La Ciencia Central.
Edición 1998. Ed. Prentice-Hall Hispanoamérica S.A.
• Chang, R. Química. Edición 1999 ( 6ta. Edición). Ed. S. Mac Graw Hill.
• Mortimer, C. E. Química. Edición 1999. Ed. Grupo Editorial
Iberoamérica.
• Sienko, M. J.; Plane, R. A. Química Principios y Aplicaciones. Edición
1977. Ed. Mc Graw Hill.
• Whitten, K. W.; Galey, K. D.; Davis, R. E. Química General. Edición
1992 (3ra. Edición). Ed. Mc Graw Hill.
Bibliografía utilizada para la elaboración de la Guía de Trabajos Prácticos
de Laboratorio:
• Aceiro, M.L.; Hevia G.G.; Hepper E.N.; Ortiz; M. Guía de Trabajos
Prácticos de Laboratorio. Química General e Inorgánica. 1990.
Facultad de Agronomía. UNLPam.
• Hevia, G. G.; Hepper E. N.; Urioste A. M. Guía de Trabajos Prácticos
de Laboratorio de Química I. 2003. Facultad de Agronomía. UNLPam.
• Berán, Jo A. Chemistry in the Laboratory. A Study of Chemical and
Physical Changes. Edición 1996. (2da. Edición). Ed. John Wiley &
Sons, Inc.
• Bodner, G. M.; Pardue, H. L. Chemistry: an experimental Science.
1989. Ed. John Wiley.
• Brown, T.L.; LeMay, H.E.; Bursten, B.E. Química. La Ciencia Central.
Edición 1998. Ed. Prentice-Hall Hispanoamérica S.A.
• Chang, R. Química. Edición 1999 (6ta. Edición). Ed. S. Mac Graw Hill.
• Kolthoff, I.M. Análisis Químico Cuantitativo. 1985 (6ta. Edición). Ed.
Nigar.
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Cátedra: Química General
• Whitten, K. W.; Galey, K. D.; Davis, R. E. Química General. Edición
1992 (3ra. Edición). Ed. Mc Graw Hill.
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